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1. MODULO II: TABLA PERIÓDICA I
Objetivos:
 Comprender el trabajo científico que permitió consolidar la tabla periódica moderna Comprender
la estructura electrónica de los átomos priorizando en la de los bioelementos.
 Entender cómo se pueden clasificar y distribuir los elementos según la periodicidad de sus
propiedades físico-químicas en la tabla periódica.
1.1.
Historia de la Tabla periódica
La tabla periódica surge por la necesidad de clasificar los diferentes elementos químicos que iban
siendo descubiertos. La tabla periódica moderna es el resultado del esfuerzo de pensadores y
científicos que decidieron responder la siguiente pregunta “¿De que esta hecho el universo y
como se pueden organizar esos constituyentes?
1.1.1. Clasificación de los cuerpos químicos: (Fechas)
Estas primeras formas de clasificación no distinguían entre compuestos o cuerpos simples
(elemento). Las formas más representativas de estas clasificaciones son la dualista, la alquimista
y la tabla de afinidad. La forma dualista de clasificación fue desarrollada por varios autores,
basada en el principios contrarios: el yin y yang del texto Tao te Ching, la teoría ácido-alcalina de
van Helmont o la clasificación de elementos electropositivos y electronegativos de Berzelius.
Clasificación
de los
alquimistas: En la edad
media los alquimistas
proponen una clasificación
más amplia, teniendo en
cuenta
más
características, formando
así más grupos en la
clasificación. Por ejemplo
la clasificación de Rhases
de los cuerpos minerales:
Tablas de afinidad: esta clasificación se basó en la “fuerza oculta” que hace que unas sustancias
reacciones o no con otras. De esta forma se crearon tablas de clasificación basadas en la afinidad.
1.1.2. Primer clasificación de los Elementos químicos
Para el siglo XVIII Lavoiser generaliza la idea y el concepto de Elemento, llamando así a toda
sustancia que los químicos no puedan separar en otras más simples por medios quimicos. Lavoisier
presenta sus resultados en su libro “Traité Élémentaire de Chimie” donde presenta 33 elementos
agrupados en 4 grupos según su naturaleza y comportamiento químico: sustancias simples
pertenecientes a los tres reinos; sustancias simples no metálicas, oxidables y acidificables;
sustancias simples metálicas oxidables y acidificables; y sustancias simples terreas salificables)
Con base en la clasificación de Lavoiser y
utilizando nuevas técnicas analíticas se
descubrieron
más
elementos
que
empezaron a ser estudiados y clasificados.
Durante el siglo XIX el número de elementos
conocidos aumento vertiginosamente, la
observación de las propiedades físicas y
químicas de estos elementos empezó a
evidenciar similitudes que daban luces de
una posible clasificación.
1.1.3. El peso atómico como base de clasificación de los elementos: basándose en la reciente
propuesta de Dalton sobre el átomo, el peso atómico fue la solución para ordenar y clasificar
los elementos químicos.
1.1.3.1. Triadas de Dobereiner: Johan Dobereiner en 1817 observo que algunos grupos de tres
elementos, organizados de acuerdo a su peso atómico, tenían relación en sus propiedades físicas
y química; denominándolos triadas de Dobereiner o ley de las triadas. Dobereiner formula sus
triadas al estar trabajando con sulfato de estroncio (SrSO 4): encontró que el peso atómico del
estroncio era 50, y que este peso atómico es la media aritmética de los pesos atómicos para el
calcio (27,5) y el bario (72,5), además descubrió que la densidad del sulfato de estroncio era la
media de las densidades de los otros dos sulfatos (de calcio y bario). Dobereiner continuaría
construyendo más triadas con propiedades muy parecidas, donde el peso atómico del átomo
central seguía siendo la media de los pesos atómicos de los otros dos elementos, esta son sus
triadas:
Ésta clasificación así como otras realizadas paralelamente tienen en cuenta el peso atómico y las
propiedades similares entre los elementos así organizados, sin embargo no son más que listas de
conjuntos aislados de elementos, dejando un vacío en el sistema propuesto. Este problema fue
resuelto por un grupo de científicos que trabajando de forma independiente lograron construir el
sistema periódico: al ordenar los elementos de acuerdo a su peso atómico de forma creciente, muchas
propiedades de los mismos eran recurrentes: encontrando una periodicidad en las propiedades
químicas y físicas. Organizados los elementos de esta manera se empezaron a buscar regularidades
en la reaparición, cada cierto intervalo, de propiedades similares entre los elementos.
1.1.4. Precursores inmediatos de la tabla periódica: La tabla periódica es el resultado del trabajo
científico de diferentes hombres que basados en los resultados de otros continuaron
sistemáticamente el accenso hacia un orden sistémico y lógico de los elementos. Aunque
fueron Meyer y Mendeleiev los que la consolidan, ellos se posaron sobre los hombros
(intelectuales) de un grupo de químicos y físicos que anteriormente habían trabajado en tal
sistema.
1.1.4.1.
La hélice telúrica de Chancourtois: Alexandre Emile Béguyer de Chancourtois(18201886), profesor de geología y mineralogía en la escuela de minas de Paris, ordeno los
elementos según su peso atómico creciente ubicándolos en un cilindro:
“Partiendo de que el peso atómico
asignado al oxígeno era 16, dividió la
circunferencia del cilindro en 16
secciones, con lo que aparecerían en
su superficie 16 líneas imaginarias,
equidistantes y paralelas al eje del
cilindro. Después Chancourtois dibujó
una línea helicoidal, inclinada 45°
respecto al eje del cilindro, y fue
colocando los elementos de peso
atómico creciente en esa hélice (en
sentido descendente). De esta
manera, los elementos cuyos pesos
atómicos
diferían
entre
sí
aproximadamente en 16 unidades o
múltiplos de 16, caían más o menos en
la misma línea vertical.”
Los resultados fueron asombrosos, ya que los elementos ubicados en la misma línea vertical tenían
gran número de propiedades similares. Sin embargo, este modelo de tabla periódica no fue aceptado
por la comunidad científica por que al momento de difundirla es una revista científica Chancourtois no
público el dibujo de la hélice, dificultando su comprensión. Además incluyo compuestos y aleaciones.
1.1.4.2. Ley de las octavas de Newlands: John Alexander Reina Newlands
(1837-1898), fue un químico inglés, que aporto el antecedente más directo de
la tabla periódica de Mendeleiev. Su interés por la clasificación de los elementos
se debió principalmente a los trabajos que realizo de análisis en química
orgánica, buscando así una clasificación de los compuestos orgánicos.
Empieza a publicar pequeños artículos sobre clasificación de los elementos
donde configuraba tablas teniendo en cuenta el peso atómico de los mismos,
notando una repetición de las propiedades de los elementos cada ciertos
intervalos regulares.
El procedimiento que desarrollo para organizar los elementos consistió en ir
colocando los elementos en una tabla y les iba asignando un número de orden
(1,2,3…) según el valor creciente de pesos atómicos (anticipando así tácitamente la noción de
número atómico). En esta secuencia noto un carácter repetitivo, las propiedades cada cierto
número de elementos eran parecidas: en 1865 publico una tabla numerando los elementos,
colocándolos en ocho columnas, de tal forma que los elementos quedaban subdivididos en siete
familias horizontales. Esta organización se debió a que si empezaba a contar desde un elemento
cualquiera, el octavo elemento tenía propiedades
similares al inicial. Ley de las octavas fue la maneara
como llamo Newlands a este fenómeno, por analogía
a la octava en la escala musical. En conclusión, un
intervalo de 7 elementos separaba elementos de
propiedades similares.
1.1.5.
Octava musical: si partimos de una nota
cualquiera, por ejemplo «Mi», ocho notas
después encontramos otro «Mi» en un tono
más agudo o más grave (es decir, una
octava más alto o más bajo).
Meyer y la clasificación periódica: Julius Lothar Meyer, nacido en Alemania en 1830,
desarrollo su actividad académica como docente de física y química, fue esta profesión la
que lo llevo a plantear una manera de enseñar las novedades en química de manera clara
y sistemática (preocupación compartida también con Mendeleiev). Bajo esta necesidad el
químico plantea una primera tabla basada en la valencia de los elementos; publicada en
1894, en un artículo llamado “Las teorías modernas de la química”, presenta esta tabla de
28 elementos ordenados horizontalmente según va variando la valencia. En esta primera
edición deja algunos huecos, para elementos aun no descubiertos (al igual que la haría
posteriormente Mendeleiev).
Espacios vacíos para elementos
no descubiertos.
En 1870 publica un
artículo, como revisión
a su primer trabajo,
donde ordena la tabla
con respecto al peso
atómico
creciente;
formada
por
55
elementos ordenados
verticalmente,
en
quince
columnas,
clasificándose
en
familias en sentido
horizontal.
1.1.6. Sistema periódico de Mendeleiev.
Al igual que Meyer, Dmitri Ivanovitch Mendeleiev, percibo la
necesidad de presentar los resultados de la química de forma clara y
sistemática, para que los estudiantes de química aprendieran de
forma más sencilla. Fue este interés didáctico lo que mantuvo el
constante esfuerzo, a lo largo de toda su vida, en la construcción de
la tabla periódica. Esta preocupación la adquirió en sus estudios en el
Instituto Central de Pedagogía donde se formó como profesor de
enseñanza secundaria.
Para la construcción de su primera tabla periódica (1869),
Mendeleiev construyo una ficha por cada elemento conocido hasta el
momento, estas fichas constaban del nombre, el peso atómico y las
propiedades del elemento. Se dice que en los largos viajes en tren
por Rusia, se disponía a ordenar y desordenar estas fichas de
diferentes maneras buscando alguna regularidad. Tras repetir y
repetir este proceso encontró que las propiedades reaparecían
periódicamente al ordenar los elementos según el peso atómico y distribuirlos en unas
agrupaciones determinadas. De esta forma Mendeleiev evidencia la ley periódica que sustenta la
organización de los elementos en sus tablas periódicas.
En 1871 Mendeleiev publica una nueva tabla, donde
introduce importantes cambios. Primero que todo,
los elementos quedan ordenados según el peso
atómico
creciente
en
líneas
horizontales
(denominadas por él como “series”, y que en la
actualidad se conocen como periodos). Así los
elementos con propiedades parecidas quedaron
situados verticalmente, en columnas, que llamo
grupos (a las que numeró de I a VIII). Durante los
años 1969 y 1971 Mendeleiev publica su obra
Principios
de
Química,
donde
expone
minuciosamente la tabla periódica organizada con
base en la Ley periódica: “Cuando los elementos se estudian en orden creciente de peso atómico
la similitud (el parecido) de las propiedades ocurre periódicamente”
Ley periódica: “Cuando los
elementos se estudian en
orden creciente de peso
atómico la similitud (el
parecido) de las propiedades
ocurre periódicamente”
Espacios para elementos
no descubiertos
En una misma serie los elementos se ordenan en orden creciente
Puede verse que en la serie 2 se encuentra el elemento Li (Litio) con peso atómico 7, seguido del
Be (Berilio) con peso atómico 9.4; así continúan los elementos ordenandos de acuerdo al peso
atómico.
Como puede observarse en esta (1971) y la anterior tabla Mendeleiev deja espacios vacíos que
corresponderían a elementos desconocidos. Además de esto, Mendeleiev se atrevió a predecir las
propiedades y el peso atómico de los elementos desconocidos. Fueron necesarios 10 años para
ratificar el éxito de Mendeleiev con el descubrimiento de 3 de estos elementos, el Galio, el Escandio
y el Germanio, descubiertos por Paul Émile Lecoq, Lars Friedrik Nilson y Clemens Winkler
respectivamente. Al estudiar las propiedades de estos elementos, se observa la veracidad de las
predicciones realizadas. Pero Mendeleiev fue mucho más allá, para afirmar aún más el sistema
periódico necesito que tres elementos (K, Ni y I) se colocaran fuera del orden determinado por el
orden creciente de peso atómico. El yodo (I) por ejemplo, debería ser el elemento número 52 sobre
la base de su peso atómico; en cambio, le fue asignado el puesto 53 para que así quedara agrupado
con otros elementos químicos similares (F, Cl y Br)
En la tabla pueden
compararse
las
propiedades predichas
por Mendeleiev con las
que se encontraron al
estudiar
estos
tres
elementos. Sin embargo,
el químico ruso fallo en la
predicción
de
otros
elementos
y
sus
respectivas propiedades,
este es el caso de los
hipotéticos
elementos
newtonio y coronio.
1.1.7. Evolución de la tabla periódica después de Mendeleiev; siglo XX.
En el año 1907 muere el químico ruso Dimitri Mendeleiev, a esta fecha ya se había descubierto un
total de 85 elementos. Esto gracias al descubrimiento de fenómenos como la radiactividad, los
rayos X y nuevas técnicas como la espectroscopia. Aunque estos nuevos elementos descubiertos
presentaban retos a la tabla periódica ya consolidada y su sistema, los químicos contaban con una
clasificación sistemática de los elementos: los elementos con propiedades similares estaban
agrupados, y se observaba una clara periodicidad en las propiedades.
Posteriormente, gracias a los trabajos de Joseph John Thomson (1856-1940) que descubrió el
electrón, de Wilhelm Conrad Röntgen (1845-1923) que descubrió los rayos X, de Antoine Henri
Becquerel (1852-1908) que descubrió la radiactividad, de Ernest Rutherford (1871- 1937) que
descubrió el núcleo atómico y los protones,
y de los esposos Marie Curie (1867-1934) y
Pierre Curie (1859-1906), que estudiaron
más a fondo la radiactividad y descubrieron
el radio y el polonio (elementos químicos
radioactivos), se tuvo una idea acerca de
lo que existía en el interior de los
átomos. A pesar de estos adelantos
científicos todavía no se contaba con
pruebas que confirmaran el orden en el que
se encontraban dispuestos los elementos en la tabla periódica, ya que por diversas evidencias el
peso atómico no era el que impartía esta lógica. La solución a este problema llego con el físico y
químico ingles Henry Moseley (1887-1915) que trabajando con espectros de rayos X de los
diferentes elementos: observo que la longitud de onda se hacía más pequeña para los átomos más
pesados, de esta forma Moseley descubrió que a cada elemento se le podía asignar un número
entero, correspondiente al número de cargas positivas en el núcleo, por lo tanto al número de
electrones a su alrededor. Así es como se genera el concepto de Número atómico, demostrando
que la ubicación de los elementos en la tabla periódica no es algo fortuito, sino que obedecía a la
estructura interna del átomo. Teniendo en cuenta el trabajo de Moseley se modificó la
definición de la Ley periódica: “Las propiedades físicas y químicas de los elementos son
funciones periódicas del número atómico”.
Ley
periódica:
“Las
propiedades químicas y físicas
de los elementos son funciones
periódicas
del
número
atómico”
Número atómico
Peso atómico
Símbolo
Estructura atómica
Nombre
Representación del Hidrogeno y el Carbono en
la tabla periódica moderna. Observa la
distinción entre Número atómico y Peso
atómico.
Bibliografía: Esteban Soledad. La historia del
sistema periódico. Cuadernos de la UNED.
Madrid, 2009.
Cibergrafía:
La tabla periódica nos cuenta su historia. José Adrián Peña Hueso, et all.
Sofware Tabla periódica U. Nacional. Primera parte: Principios.
Link:
http://www.virtual.unal.edu.co/cursos/ciencias/mtria_ensenanza/tabla_periodica/html/home.html
1.2.
ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS.
1.2.1. Introducción.
La solución de las ecuaciones de Schrodinger y Dirac para átomos de Hidrógeno dieron funciones de
onda, que describieron los estados disponibles del electrón en el átomo de Hidrogeno, a raíz de esta
demostración se exponen cuatro números cuánticos, importantes en la aceptación de la configuración
electrónica permitiendo explicar los niveles de energía de los electrones y las formas de los orbitales
para representar descriptivamente la distribución de los electrones en el espacio. Por lo tanto para
comprender y esquematizar la estructura electrónica de los átomos es necesario el conocimiento y
manejo de la configuración electrónica teniendo como base la comprensión de los números cuánticos.
1.2.2. Breve explicación de los números cuánticos:
Niveles de energía del
electrón
 Numero cuántico principal (n):
el
número cuántico principal describe los
niveles de energía, son las capas que
ocupan electrones, estos niveles de
energía toman valores de números enteros
1,2,3,4… y están relacionados con la
distancia que hay de los electrones al
núcleo, en relación con determinado nivel
energético, eso significa que cuando (n) es
un numero grande, mayor es la distancia
del electrón en su nivel respecto al núcleo, lo que indica que cuando el nivel energético es mayor
sus
electrones
son
más
inestables.
Ejemplo:
n = 1, 2, 3, 4, 5, 6,7,….
 Numero cuántico del momento angular o azimutal (ℓ): en los niveles o capas definidas por
el valor n, es posible la existencia de subniveles con formas características. El número cuántico
azimutal expresa la forma específica del orbital atómico que puede ocupar el electrón, ℓ, toma
valores enteros que van desde o a (n-1)
Ejemplo:
ℓ = 0, 1,2,……, (n-1)
Por tanto, el valor máximo de ℓ es (n-1) y a cada valor
de ℓ se designa con una letra y cada letra corresponde
a un subnivel diferente y a un orbital con forma distinta.
Así si ℓ vale 0 se tiene un subnivel S, en el segundo
nivel energético los valores que se permiten de ℓ son 0 y 1, para indicar que en dicho nivel solo hay
subniveles s y p.
En la tabla periódica podemos diferenciar
zonas de llenado electrónico según sea el
valor de ℓ
Relación del número cuántico secundario y la
Tabla Periódica
 El número cuántico magnético, designado como (mℓ): se encarga de definir la orientación
espacial de los orbitales de cada subnivel, el número cuántico mℓ designa a un orbital
específico de una subcapa según sea su valor numérico. En el subnivel mℓ toma valores
desde -ℓ pasando por cero a +ℓ.
Ejmplo:
mℓ = (-ℓ),……….,0,………, (+ℓ)
El valor maximo de mℓ depende del valor de ℓ, por lo tanto
cuando el número cuántico azimutal equivale a ℓ = 1 en
designación del subnivel p, Hay tres valores permisibles de mℓ
y son -1,0 y +1. En consecuencia con el subnivel p está asociado
a tres regiones del espacio distinto, los cuales se denominan
orbitales px, pz y py.
 El número cuántico de espín (s, ms), indica el sentido de
giro del campo magnético que produce el electrón al girar
sobre su eje. Toma valores ½ y -½.
1.2.3. Orbitales atómicos.
Los orbitales del átomo se describen como regiones del espacio en las que existe la probabilidad de
encontrar un electrón. La imagen de los orbitales
empleada habitualmente por los químicos consiste
en una representación del orbital mediante
superficies límite que engloban una zona del espacio
donde la probabilidad de encontrar al electrón es del
99%. La extensión de estas zonas depende
básicamente del número cuántico principal, n,
mientras que su forma viene determinada por el
número cuántico secundario, l.
Los orbitales s (l=0) tienen forma esférica. La
extensión de este orbital depende del valor del
número cuántico principal, así un orbital 3s tiene la
misma forma pero es mayor que un orbital 2s.
Los orbitales p (l=1) están formados por dos lóbulos idénticos que se proyectan a lo largo de un eje.
La zona de unión de ambos lóbulos coincide con el núcleo atómico. Hay tres orbitales p (m=-1, m=0 y
m=+1) de idéntica forma, que difieren sólo en su orientación a lo largo de los ejes x, y o z.
Los orbitales d (l=2) también están formados por lóbulos. Hay cinco tipos de orbitales d (que
corresponden a m=-2, -1, 0, 1, 2)
Los orbitales f (l=3) también tienen un aspecto multilobular. Existen siete tipos de orbitales f (que
corresponden a m=-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3).
Una vez descritos los cuatro números cuánticos, podemos utilizarlos para describir la estructura
electrónica del átomo de hidrógeno:
El electrón de un átomo de hidrógeno en el estado fundamental se encuentra en el nivel de
energía más bajo, es decir, n=1, y dado que la primera capa principal contiene sólo un orbital s,
el número cuántico orbital es l=0. El único valor posible para el número cuántico magnético es
ml=0. Cualquiera de los dos estados de spin es posible para el electrón. Así podríamos decir que
el electrón de un átomo de hidrógeno en el estado fundamental está en el orbital 1s, o que es un
electrón 1s, y se representa mediante la notación: 1s1
En donde el superíndice 1 indica un electrón en el orbital 1s. Ambos estados de espín están
permitidos, pero no designamos el estado de espín en esta notación.
1.2.4. Configuración electrónica.
Escribir la configuración electrónica de un átomo consiste en indicar cómo se distribuyen sus
electrones entre los diferentes orbitales en las capas principales y las subcapas. Muchas de las
propiedades físicas y químicas de los elementos son el resultado de dicha configuración electrónica.
Esta distribución se realiza apoyándonos en tres reglas: energía de los orbitales, principio de exclusión
de Pauli y regla de Hund.
Los electrones ocupan los orbitales de forma que se minimice la energía del átomo. El orden
exacto de llenado de los orbitales se estableció experimentalmente, principalmente mediante
estudios espectroscópicos y magnéticos, y es el orden que debemos seguir al asignar las
configuraciones electrónicas a los elementos. El orden de llenado de orbitales es:
1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p6
Para recordar este orden más fácilmente se puede utilizar el diagrama siguiente:
Número total de
electrones por
nivel.
Empezando por la línea superior, sigue las flechas y el orden obtenido es el mismo que en la
serie anterior. Debido al límite de dos electrones por orbital, la capacidad de un subnivel de
electrones puede obtenerse tomando el doble del número de orbitales en el subnivel. Así, el
subnivel s consiste en un orbital con una capacidad de dos electrones; el subnivel p consiste
en tres orbitales con una capacidad total de seis electrones; el subnivel d consiste
en cinco orbitales con una capacidad total de diez electrones; el sub f consiste en siete orbitales
con una capacidad total de catorce electrones. En un determinado átomo los electrones van
ocupando, y llenando, los orbitales de menor energía; cuando se da esta circunstancia el átomo
se encuentra en su estado fundamental.
ejemplo: Numeros cuanticos, en representacion de la configuracion electronica.
ℓ
Subnivel: S
Subnivel: p
Subnivel: d
Subnivel: f
n
Nivel: 1
Nivel: 2
Nivel: 3
Nivel:4
Nivel: 5
Nivel: 6
Nivel: 7
n
mℓ
Orbitales: 1
Orbitales: 3
Orbitales: 5
Orbitales: 7
ℓ
Nivel: 1
Hay un Subniveles: S
Nivel: 2
Hay dos Subnivel: s,p
Nivel: 3
Hay tres Subniveles: s,p,d
Nivel:4
Nivel: 6
Hay cuatro
Subniveles:s,p,d, f
Hay cuatro
Subniveles:s,p,d, f
Hay tres Subniveles:s,p,d
Nivel: 7
Hay dos Subniveles:s,p
Nivel: 5
# De e- por orbital.
2
6
10
14
Para poder utilizar la configuracion electronica con el fin de identificar la estructura del atomo
debemos optar por conociemintos previos:


Exiaten 92 atomos diferentes que son naturales, cada uno corresponde a un elemnto diferente.
Sin embargo estos 92 elementos diferentes estan formados por 3 particulas: Protones (P+), y
Neutrones (n°) formadores del nucleo y los electrones (e-) que se ubican alrededor del nucleo
en niveles energeticos en el que cada nivel consta de un subnivel y este de orbitales en donde
se ubican de manera mas especifica los electrones.
Los atomos en estado normal son neutros es desir que el numero de protones es igual al
numero de electrones a esto se le conoce como numero atomico y se representa con la letra
z. # p+ = #e- = Z, lo que idica que le numero de protones es el que permite distinguir a un
atomo de otro.
Principio de Exclusión de Pauli
El principio de exclusión de Pauli establece que en un átomo polielectrónico no es posible tener dos
electrones con los cuatro números cuánticos idénticos. Si bien los orbitales electrónicos están definidos
por tres de los cuatro números cuánticos, n, l, y ml; la restricción del principio de exclusión limita a
únicamente dos electrones por cada orbital, ya que ms (Número cuantico de spin) solo posee dos
valores. Por lo tanto se establece que dos electrones ubicados en el mismo orbital deben poseer
espines opuestos. Es por esto que al escribir las configuraciones electrónicas cada orbital puede
albergar como máximo 2 electrones.
Ejemplo:
Niveles
energético
s
Valencia
Principio de pauli: mℓ=
(-ℓ),……….,0,………,
P=6
N=6
=
(+ℓ)
Equivale a (2 e-)
S= 0
2 e- 4 ep= -1
0
+1
Equivale a (6 e-)
1s2 2s2 2p2
Configuración
electronica
Diagrama de Lewis
Se cumple la ley del octeto,
pero al estar enlazado.
Principio de pauli: mℓ=
=
(-ℓ),……….,0,………, (+ℓ)
P=1
n=1
S = 0 Equivale a 1 e1 e-
1s1
Estructura de
Lewis
Configuración
electrónica
Valencia
P=8
n=8
2 e6 eDiagrama de Lewis
1s2 2s2 2p4
Configuración
electrónica
Principio de pauli:
mℓ=
=
(-ℓ),……….,0,…, (+ℓ)
S= 0 (2 e-)
p = -1
0
+1 (6 e-)
P=7
n=7
2 e5 e-
Principio de pauli:
mℓ=
=
1s2 2s2 2p3
Configuración
Electrónica
(-ℓ),……….,0,…, (+ℓ)
s = 0 (2 e-)
Diagrama de Lewis
p = -1
0
+1 (6 e-)
5 e2 eP = 15
n = 15
8 e-
Principio de pauli:
mℓ=
=
1s2 2s2 2p4 3s2 3p5
Configuración electrónica
(-ℓ),……….,0,…, (+ℓ)
s = 0 (2 e-)
p = -1
0
+1 (6 e-)
Diagrama de Lewis
P= 16
n = 16
2 e-
6 e-
8 e-
Principio de pauli:
mℓ=
=
1s2 2s2 2p4 3s2 3p6
Configuración electrónica
(-ℓ),……….,0,…, (+ℓ)
s = 0 (2 e-)
Diagrama de Lewis
p = -1
0
+1 (6 e-)
Regla de Hund
La Regla de Hund postulada por Friedrich Hund como resultado en el estudio de los espectros
atómicos enuncia que “al llenar un conjunto de orbitales degenerados, se deberá maximizar el numero
de electrones no apareados y dichos electrones tendrán espines paralelos”.
Ejemplo:
H (z=1)
P (z=15)
c.e. = 1s2
H+
c.e. 1s2 2s2 2p4 3s2 3p5
c.e. =
1s1
1.3.
LA TABLA PERIÓDICA MODERNA.
Objetivos específicos



Orientar al estudiante en los conceptos básicos de la tabla periódica.
Comprender las principales características de los grupos y periodos de la tabla periódica.
Entender cómo se pueden clasificar los elementos según la periodicidad de sus propiedades
físico-químicas.
1.3.1. Introducción. (“el mapa de los elementos”)
En la actualidad, la forma más común de la tabla periódica es la forma larga. En ella, los
periodos están formados por aquellos elementos que están ubicados en la tabla en líneas
horizontales. La organización es tan delicada o precisa que los elementos químicos y físicos
similares (llamados grupos o familias) aparecen en columnas verticales.
El primero periodo consiste solo de dos elementos, hidrogeno y Helio. Los periodos siguientes
tienen 8, 8, 18, 18, 32 y 32 elementos.
1.3.2. Periodos
Las filas horizontales de la tabla periódica son llamadas períodos. El número de niveles energéticos
de un átomo determina el periodo al que pertenece: Así elementos como el sodio (Na) y azufre (S)
que están ubicados en el mismo periodo, el tres (3), tienen tres niveles energéticos. Cada nivel está
dividido en distintos subniveles, que conforme aumenta su número atómico se van llenando en este
orden:
Aunque se saltan algunos cuadros del medio, todas las filas van de izquierda a derecha. Cuando se
ve una tabla periódica, cada una de las filas (horizontal) se considera un diferente período.
En la tabla periódica, los elementos tienen algo en común si están en la misma fila. Todos los
elementos de un período tienen el mismo número de orbitales atómicos. Los dos elementos del primer
periodo tienen un orbital para sus electrones. Todos los elementos de la segunda fila (el segundo
período) tienen dos orbitales para sus electrones. Y así continúa hacia abajo en la tabla periódica.
Hasta este momento, el número máximo de orbitales de electrones o capas de electrones para cada
elemento es siete.
Con la excepción del primer periodo cada periodo completo comienza con un metal alcalino (grupo
IA), que es un metal altamente reactivo (elemento que fácilmente reacciona con otros para general
compuestos), ligero y plateado, y termina con un gas noble (grupo VIIIA), que es un gas incoloro de
baja reactividad (posee dificultad para reaccionar con otros elementos). El elemento que se encuentra
antes del gas noble (con excepción del primero periodo) es un halógeno (grupo VIIA), que es un no
metal muy reactivo.
La tabla periódica consta de 7 períodos:
Período 1
Período 2
Período
Período
Período 5
Período 6
Período 7
1.3.3. Los grupos
Cuando una columna va de arriba hacia abajo, se llama grupo. Los elementos de un grupo tienen el
mismo número de electrones en su orbital exterior. Esos electrones exteriores también se llaman
electrones de valencia. Son los involucrados en los enlaces químicos con otros elementos.
Cada elemento de la primera columna (grupo uno) tiene un electrón en su capa exterior. Cada
elemento de la segunda columna (grupo dos) tiene dos electrones en la capa exterior. A medida que
sigue contando las columnas, sabrá cuántos electrones hay en la capa exterior.
1.3.4. Bloques
La tabla periódica se puede también dividir en bloques de elementos según el orbital que estén
ocupando los electrones más externos.
Los bloques o regiones se denominan según la letra que hace referencia al orbital más externo: s, p,
d y f.
Bloque s
Bloque p
Bloque d
Bloque f
Tomado de:
http://es.wikipedia.org/wiki/Tabla_peri%C3%B3dica_de_los_elementos#mediaviewer/Archivo:
Periodic_Table_structure-es-estructura_tabla_periodica.svg
1.3.5. Ley periódica y clasificación de los elementos.
Establece que al ordenar los elementos químicos de acuerdo con un orden creciente al número
atómico sus propiedades físicas y químicas muestran tendencias periódicas.
1.3.5.1.
Los gases nobles
Los gases nobles son el grupo de elementos que están "felices", porque su capa de electrones
exteriores está llena.
1.3.5.2.
Elementos de transición
Los elementos de la sección del centro se llaman elementos de transición. Son los elementos en los
grupos de B de la tabla periódica son conocido como elementos de transición o metales de
transición. Se caracterizan por tener electrones en los orbitales d.
1.3.5.3.
Elementos representativos
Son los elementos en los grupos A de la tabla periódica representativos por tener su “último”
electrón en los orbitales s o p.
1.3.5.4.
Elementos de transición interna
Se conocen como de transición interna donde se adicionan electrones a los orbitales f. Los metales
de transición f. Los metales de transición f están localizados entre los grupos IIIB y IVB.
CIBERGRAFIA:
https://www.youtube.com/watch?v=cJCpujQwpqo
https://www.youtube.com/watch?v=yJbIsyJKmWc&index=8&list=PLWsnktd6rNjg3y5dXIsDgMotqxEE9qzB
http://www.unalmed.edu.co/~cgpaucar/peridica.PDF
http://www.unalmed.edu.co/~cgpaucar/Periodicidad2.pdf
http://www.kapili.com/es/quimica-para-ninos/elemento-tablaperiodica.html
Laboratorio Artesanal I.
La tabla periódica I.
Objetivo: Identificar que las cosas que nos rodean están compuestos por elementos
químicos.
Justificación: Por medio de experimentos sencillos y con materiales que encontramos en
nuestra escuela podemos comprobar que la materia está compuesta por diferentes
elementos químicos. El proceso para los diferentes experimentos consiste en apresurar o
causar fenómenos que ocurren en la naturaleza como la combustión, la oxidación, etc.
Vete preguntando: ¿Qué se necesita para que se produzca el fuego? ¿De qué elementos
químicos está compuesta la esponjilla y la avena?
Primer experimento. Fabriquemos un compuesto.
Materiales: Esponjilla metálica, agua, vaso y Tubo de ensayo.
¿Cómo hacerlo?
1. Coloca un trozo de esponjilla en el fondo del tubo de ensayo y humedécelo con agua.
2. Llena la mitad del vaso con agua y coloca el tubo con la esponjilla, boca abajo, dentro
del vaso. Marca el nivel del agua en el tubo de ensayo.
3. Observa la esponjilla al día siguiente. Mira también el nivel del agua en el tubo de ensayo.
4. ¿Qué resultado obtuviste?
4.1. ¿Cuál es la diferencia en la esponjilla al principio de la actividad y al final de ella?
4.2. ¿Qué elementos forman la esponjilla? ¿Qué elementos forman el aire?
4.3. ¿Cuáles de estos elementos se combinan para formar un compuesto?
4.4. ¿Qué te indica el cambio de nivel de agua?
4.5. Averigua el nombre del compuesto que se forma.
Segundo experimento. La combustión.
Materiales: una vela, un vaso de vidrio transparente y fósforos.
¿Cómo hacerlo?
1. Con ayuda del profesor corta la vela para que quepa dentro del vaso.
2. Ubica la vela sobre el piso de tal forma que quede firme y préndela.
3. Con el vaso tapa la vela.
4. Observa que pasa y anótalo.
5. Dale una explicación al fenómeno que sucedió.
Tercer experimento. Comprobemos si los cereales contienen hierro.
Primero que todo debes saber que el hierro es uno de los muchos elementos que nuestro
cuero necesita para permanecer saludables y que los cereales son una excelente fuente de
hierro.
Materiales: ½ taza de avena, bolsa plástica pequeña, vasija pequeña, un imán pequeño y
pintado de color blanco.
¿Cómo hacerlo?
1. Mira la lista de ingredientes de la avena, para ver si tiene hierro. Problablemente
encuentres algo como “CDR de hierro 45%” (CDR significa cantidad diaria recomendada)
2. Pon el cereal dentro de la bolsa plástica y golpéalo hasta reducirlo a pequeños
fragmentos.
3. Coloca el cereal fragmentado dentro de la vasija y agrega un poco de agua.
4. Introduce el imán y agita por varios minutos.
5. Retira el imán y mira si recogiste hierro.
6. ¿Qué resultado obtuviste? ¿Cómo compruebas que lo recogido fue hierro? Explica.
Laboratorio virtual I.
Tabla periódica I.
Desarrolla la parte dos (Configuración electrónica, dibujito del átomo) del laboratorio virtual
de
la
tabla
periódica,
en
la
página
de
la
universidad
nacional
(http://www.virtual.unal.edu.co/cursos/ciencias/mtria_ensenanza/tabla_periodica/html/home
.html).
Mira el video: Nucleones, átomos y elementos químicos de Carl Sagan y contesta las
siguientes preguntas:
1. ¿A que se refiere Carl Sagan cuando dice “El reino de lo muy pequeño”?
2. Cuando Carls Sagan dice que los elementos “están organizados de acuerdo a su
complejidad”, ¿a que se debe esa complejidad?
3. ¿Por qué se dice que todos los elementos están compuestas por tres partículas
fundamentales?
4. ¿De qué depende la naturaleza de un elemento químico, argumente?
Taller. Tabla periódica I
1. ¿De qué sirve encontrar los diferentes elementos de la naturaleza en una tabla periódica?
2. Explique con sus propias palabras la Ley periódica.
3. ¿Porque, si Mendeleiev organizo los elementos en su tabla periódica de acuerdo con el peso
atómico de los elementos y luego Henry Moseley los organizo de acuerdo a su número
atómico, se siguió manteniendo el mismo orden de los elementos en la tabla periódica?
4. Indique en la tabla periódica donde está ubicado el siguiente elemento de acuerdo a la
configuración electrónica que sigue: 1s22s22p63s1.
Además escriba cuál es su número atómico, el grupo y el periodo al que pertenece este
elemento.
Quiz. Tabla periódica I
1.
Indique en la tabla periódica donde están ubicados los siguientes elementos de acuerdo a las
configuraciones electrónicas que siguen: a) 1s22s22p63s23p4. b) 1s22s22p63s1
c) 1s22s22p63s1
Además escriba de cada elemento cuál es su número atómico, el grupo y el nivel al que
pertenecen estos elementos.
2. Describa en que consiste la ley periódica y de un ejemplo.
2. Tabla periódica II
2.1. Propiedades periódicas.
Recordemos el concepto de ley periódica, nos dice que “las propiedades químicas y físicas de los
elementos son funciones periódicas del número atómico”; esto se debe a que el número atómico,
que es designado por la carga positiva en el átomo (el protón), también es evidencia de la cantidad
de electrones distribuidos alrededor del núcleo atómico y son estos últimos, principalmente los
electrones que se encuentran en el último nivel, los que determinan las propiedades químicas y
físicas de los elementos.
2.1.1. Radio atómico: aunque de forma directa no se pueda medir el tamaño de un átomo,
indirectamente se ha demostrado la siguiente tendencia de los elementos en la tabla
periódica: 1. Dentro de un grupo o familia la tendencia es que el radio atómico aumente de
arriba hacia abajo, ya que en la medida que se defiende pasando en un átomo a otro se
utiliza un nivel electrónico adicional, ubicándose así los electrones cada vez más lejos del
núcleo. 2. El radio atómico disminuye al recorrer de izquierda un periodo dado, esto porque
la carga nuclear efectiva aumenta.
2.1.2. Energía de ionización: es la cantidad mínima de energía que se necesita para separar al
electrón menos retenido por un átomo. Su tendencia en los grupos es la de disminuir de
arriba hacia abajo, esto se debe a que la atracción que ejerce el núcleo sobre los
electrones disminuye al bajar por un grupo ya que su radio atómico aumenta. Al aumentar
la carga nuclear efectiva de izquierda a derecha en un periodo, la tendencia de la Energía
de Ionización es la del aumento en esa dirección, a excepción de los elementos
encontrados en los grupos 3A, 5A y 6A.
2.1.3. Afinidad electrónica:
2.1.4. Radio iónico:
2.1.5. Electronegatividad:
2.2.
Peso atómico, masa (Z,A) etc.